El pH es un concepto fundamental en química que afecta a muchos aspectos de nuestra vida diaria y del medio ambiente. Entender qué es el pH, cómo se mide, y por qué es importante nos ayuda a tomar decisiones informadas sobre nuestra salud, el cuidado del medio ambiente, y el uso de productos cotidianos. En este artículo, exploraremos en profundidad todo lo relacionado con el pH, desde su definición hasta su impacto en diversas industrias y el medio ambiente.
El pH es el Potencial de Hidrógeno. Es una medida para determinar el grado de alcalinidad o acidez de una disolución. Con el pH determinamos la concentración de hidrogeniones en una disolución. El término pH se refiere al "potencial de hidrógeno" y es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. La escala de pH va de 0 a 14, donde 7 es considerado neutro. Valores por debajo de 7 indican acidez, mientras que valores por encima de 7 indican alcalinidad. Esta medida se basa en la concentración de iones de hidrógeno (H+) presentes en una solución.
El Fundamento Químico: Evolución del Concepto de Ácidos y Bases
Antes de entrar en el concepto de pH per se, debemos comprender el significado de ácido y de base. A lo largo de la historia hemos dado descripciones cada vez más sofisticadas de qué es un ácido y, en consecuencia, hemos diseñado una variable para medir el nivel de acidez de una sustancia: el pH.
Primeras Definiciones: Sabor y Propiedades
Al principio hablábamos de ácidos como sustancias con una serie de propiedades comunes con respecto al sabor. El sabor ácido del limón o del vinagre, por ejemplo. La palabra ácido viene del latín "acidus" y se refiere al característico olor y sabor que tienen estas sustancias. Además, descubrimos que estas sustancias de “sabor ácido” tiñen de rojo determinados pigmentos, como el tornasol que se extrae de algunos líquenes. También atacan al mármol y reaccionan con algunos metales desprendiendo gas hidrógeno. El químico Robert Boyle fue el primero en llamar ácidos a estas sustancias con propiedades similares. Fue en 1663.
Hay sustancias que son opuestas a los ácidos. Que en contacto con los ácidos amortiguan sus propiedades. Son sustancias de sabor amargo, que producen sensación jabonosa en la piel y tiñen de azul el tornasol. A estas sustancias las denominamos álcalis, del árabe al kali, que significa cenizas vegetales. Cuando mezclamos una sustancia ácida con otra alcalina se obtiene una sal que pierde las propiedades de ambas. Así los álcalis recibieron más tarde el nombre de bases, del griego basis, que significa fundamento para la obtención de sales. Cuando se mezcla un ácido con una base se forma una sal.
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Las Teorías de Lavoisier y Davy
El químico Lavoisier conjeturó que los ácidos eran sustancias que contenían un elemento químico que en 1777 denominó oxígeno. Sin embargo, años más tarde se descubrieron otras sustancias con propiedades ácidas que no contenían oxígeno en su composición. Como el ácido muriático (hoy llamado ácido clorhídrico, HCl) que sirvió al químico Humphry Davy para conjeturar en 1810 que la acidez de las sustancias depende del hidrógeno, no del oxígeno. Más adelante, el químico Justus von Liebig quiso completar la idea de Davy. En 1838 propuso la existencia de dos tipos de hidrógeno, siendo el hidrógeno que puede sustituirse por metales el responsable de las propiedades de los ácidos.
La Teoría de Arrhenius
Hasta este punto, la idea de ácido y base es más que nada anecdótica, porque no fue hasta 1884 que el científico nobel Arrhenius les dió una definición más cercana a la que hoy día se usa. El químico Svante August Arrhenius fue más allá. En 1887 propuso que el hidrógeno ácido era hidrógeno que se desprendía de las sustancias ácidas como ion hidrógeno, escrito H+ y coloquialmente denominado protón. Arrhenius desarrolló la Teoría Iónica, en la cual afirmaba que los compuestos se disocian en el agua a modo de complejos cargados, a los que denominó iones. Con esta teoría consiguió explicar por qué se daba la neutralización de un ácido y una base, dado iones H+ y OH-, que son los que aportaban ese carácter ácido o básico, reaccionaban dando lugar a una molécula de agua.
Las definiciones de Arrhenius para los ácidos y las bases son limitadas, sobre todo para las bases, ya que no todas las sustancias de propiedades básicas contienen OH-, como por ejemplo una conocida base que utilizamos como producto de limpieza: el amoníaco, NH3. Sin embargo, y a pesar de sus inconvenientes, esta teoría estuvo vigente casi cuarenta años, durante los cuales se fueron sucediendo nuevas ideas que darían lugar a teorías más completas.
La Teoría de Brønsted-Lowry
El químico Johannes Nicolaus Brønsted y el químico Thomas Martin Lowry, simultáneamente, pero siguiendo líneas de trabajo diferentes, propusieron en 1923 una definición más precisa sobre los ácidos y las bases. Esta definición forma parte de la que conocemos como teoría ácido-base de Brönsted-Lowry. Según esta teoría, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón (H+), mientras que las bases son capaces de aceptarlos. De esta manera las reacciones entre ácidos y bases pueden interpretarse como reacciones de transferencia de protones. Así por ejemplo el amoníaco (NH3), es una base porque es capaz de captar H+ y formar el ion amonio (NH4+).
Bronsted y Lowry completaron la definición de Arrhenius al añadir que lo que se cedía era un protón de hidrógeno formando pares ácido-base. Pese a que la teoría previa resolvía la mayor parte de los problemas que planteaba la de Arrhenius, aún existían dos limitaciones más.
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La Teoría de Lewis
En 1923, el profesor Lewis postuló la más completa de las teorías ácido-base, solucionando las limitaciones hasta ahora habidas. En la actualidad existen teorías más completas que la de Brönsted-Lowry, siendo la más conocida la teoría de Lewis de 1938, que se basa en un concepto electrónico de mayor complejidad. Su teoría se basa en que no es el hidrógeno el que se une o separa a una molécula, sino que los que determinan el comportamiento ácido-básico son los electrones de la capa de valencia de los compuestos o pares no compartidos. De esta manera, una base sería un elemento/compuesto/sustancia que puede donar un par de electrones, y un ácido aquel que los puede aceptar. Aun así, la definición de uso más común de ácidos y bases es la que formularon Brönsted y Lowry. Y aunque en la actualidad la teoría de Lewis es la más completa y aceptada, en disoluciones acuosas aún se usan los principios de Bronsted y Lowry por ser perfectamente válidos y considerablemente más fáciles. Así pues, terminamos la historia de la teoría de ácidos y bases y, su relación con el pH.
Deducción Matemática del pH
A partir de la definición de ácido de Brönsted y Lowry, el químico Søren Peter Lauritz Sørensen introdujo por primera vez en 1909 el concepto de pH. La escala de pH fue introducida por el químico danés Søren Peder Lauritz Sørensen en 1909. El pH está ligado a la cantidad de H+. Mediante el uso de electrodos podemos medir la cantidad de H+ presente en una disolución, es decir, la concentración de H+.
Para darle una numeración más manejable, Sørensen decidió aplicar la función logaritmo sobre el valor de la concentración de H+. Por definición, el pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones [H3O^+]. La formula matemática para calcular el pH es el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. La expresión general es pH = -log[aH+], donde [aH+] representa la actividad de los iones hidrógeno. En soluciones diluidas, esta actividad se aproxima a la concentración molar de los iones hidrógeno. De aquí nació el concepto de pH, que son las siglas de Potencial de Hidrogeniones y se define como el antilogaritmo de la concentración de protones, es decir, pH = - log([H+]).
Esto significa que será más ácido cuanta más actividad o concentración de iones de Hidrógeno con cargas positivas exista en la disolución. Para entender la base de esta escala, es fundamental comprender la autoionización del agua. El agua se compone de 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno que comparten electrones para alcanzar la Regla del Octeto. Pero hay circunstancias que ocurren con una probabilidad muy baja, donde el oxígeno “tira” tanto del electrón del hidrógeno que se lo lleva, liberándose el hidrógeno a modo de ión positivo o catión (H+) y quedándose un ión negativo o anión hidróxido (OH-).
Este equilibrio se describió mediante la constante de equilibrio: Keq = [H+][OH-], cuya experimentación demostró que a 25 ºC la constante Kw (producto iónico del agua) = 10^-14. Con un poco de matemáticas básicas podemos entonces observar que, dada la misma probabilidad de liberar el protón y de aceptar el protón de hidrógeno, en agua pura, [H+]=[OH-]=10^-7 molar. Así conseguimos relacionar directamente los valores del pH y del pOH, quedando una ecuación así: pH + pOH = 14; donde el pH neutro corresponde con la mitad, pH= 7.
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De esa manera se obtuvo una escala de pH, que es la que utilizamos en la actualidad, que normalmente oscila entre los valores 0 y 14. Así, el valor de pH 7 se corresponde con las sustancias neutras. El agua pura tiene pH 7. Las sustancias ácidas son las que tienen un pH inferior a 7, y las básicas superior a 7. La escala de pH es logarítmica, lo que significa que cada unidad de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de iones de hidrógeno. Por ejemplo, una solución con un pH de 4 es diez veces más ácida que una solución con un pH de 5. Esta escala permite una representación más manejable de las grandes variaciones en concentración de iones H+.
| Carácter | Rango de pH | Concentración de [H⁺] (aprox. a 25°C) | Concentración de [OH⁻] (aprox. a 25°C) |
|---|---|---|---|
| Ácido | < 7 | > 10⁻⁷ M | < 10⁻⁷ M |
| Neutro | 7 | 10⁻⁷ M | 10⁻⁷ M |
| Básico | > 7 | < 10⁻⁷ M | > 10⁻⁷ M |
Métodos de Medición del pH
En la actualidad, para medir el pH utilizamos un electrodo sensible a los H+. Se conoce como pH-metro (pronunciado peachímetro). El pH metro es un potenciómetro que mide el pH entre dos electrodos. En los laboratorios, la medición del pH de las disoluciones se lleva a cabo a través de aparatos conocidos con el nombre de pehachímetros. Cada vez que se usa hay que calibrarlo usando unas disoluciones de referencia cuyo pH es conocido y sirven de patrón para que el aparato construya la escala de pH.
Hay otras maneras de medir el pH. Una manera no tan precisa, pero útil, es el uso de indicadores colorimétricos de pH. Según el color que adquieren, podemos saber el valor aproximado del pH. El más antiguo y que se sigue usando es el tornasol. En disoluciones ácidas, de pH inferior a 5, el tornasol es rojo, mientras que cuando el pH excede de 8 se vuelve azul. Los reactivos de pH los podemos encontrar en tiras o en gotas. Su uso es muy fácil y sencillo. Se echan algunas gotas en la muestra y dependiendo del color que coja el liquido podremos determinar si es ácido, alcalino o neutro. Con las tiras el procedimiento es muy similar, hay que mojar las tiras y cambiaran de color. Es muy fácil utilizar y para empezar siempre recomendamos este método.
Otro indicador colorimétrico de origen vegetal son las antocianinas. Las antocianinas de la col lombarda se pueden aprovechar para fabricar un papel indicador ácido-base casero. En el laboratorio utilizamos varios indicadores de pH. Los más habituales son la fenolftaleína, el naranja de metilo o el azul de metileno.
Importancia y Aplicaciones del pH
El pH es crucial porque afecta las propiedades químicas y biológicas de las sustancias. El pH es la más común de todas las mediciones durante los procesos industriales, asimismo desempeña un papel importante en el procesamiento de alimentos, agricultura, acuicultura, entre otras industrias. A menudo en cosmética se hace referencia al pH. También en productos de limpieza e higiene, y en alimentación. El concepto de pH lo utilizamos constantemente sin darnos cuenta, pues forma parte de nuestro día a día, por ejemplo, nuestro champú es de pH neutro, hacemos dietas alcalinas, cae lluvia ácida…
En biología, por ejemplo, muchas enzimas sólo funcionan correctamente dentro de un rango específico de pH. En la agricultura, el pH del suelo puede influir en la disponibilidad de nutrientes para las plantas. En el ámbito industrial, el pH se controla rigurosamente para asegurar la calidad y estabilidad de los productos. El equilibrio del pH en el cuerpo es vital para la salud. La piel humana tiene un pH ligeramente ácido, alrededor de 5.5. Este pH ayuda a mantener la barrera protectora de la piel contra bacterias y contaminantes.
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